Laboratorny_praktikum_po_khimii-2010

Индивидуальные задания

Вариант 1. Для понижения температуры замерзания раствора нитрата калия на 3,4 ° С, необходимо, чтобы концентрация растворённого в нём KNO3 со-

ставляла ________ моль/кг.	(К Н2О = 1,86 (град · кг)/моль, i =1,83)
1) о 0,2	2) о 2	3) о 1	4) о 0,1

Правильность ответа подтвердите расчётом.

Вариант 2. Осмотическое давление раствора этанола с молярной концентрацией 1,0 моль/л при 25 ° С равно __________ кПа

1) о 207,8 2) о 2476

3) о 247,6

4) о 2078

Правильность ответа подтвердите расчётом.

Вариант 3. Для понижения температуры замерзания раствора хлорида натрия на 3,42 ° С, необходимо, чтобы концентрация растворённой в нём соли составляла ________ моль/кг. (К Н2О = 1,86 (град · кг)/моль, i =1,84)

1) о 0,2 2) о 2 3) о 1 4) о 0,1

Правильность ответа подтвердите расчётом.

Вариант 4. Для понижения температуры замерзания раствора на 3,72 ° С, необходимо, чтобы концентрация растворённого в нём неэлектролита состав-

ляла ___ моль/кг	(К Н2О = 1,86 (град·кг)/моль)
	1) о 1	2) о 2	3) о 0,2	4) о 0,1
Правильность ответа подтвердите расчётом.
Вариант 5.	Для повышения температуры кипения раствора на 2,08 ° С,

необходимо, чтобы концентрация растворённого в нём неэлектролита составляла ___ моль/кг (Е Н2О = 0,52 (град · кг)/моль)

1) о 0,2 2) о 4 3)о 2 4)о 0,4

Правильность ответа подтвердите расчётом.

Вариант 6. Раствор, содержащий 90 г глюкозы (Мr = 180) в 250 г воды замерзает при температуре _______ ° С (К Н2О = 1,86 (град · кг)/моль)

1)	о − 3,72	2) о 3,72	3) о − 0,186	4) о − 0,93
Правильность ответа подтвердите расчётом.
Вариант 7. Осмотическое давление раствора неэлектролита с молярной
концентрацией 0,2 моль/л при 20 ° С равно __________ Па
1)	о 487	2) о 33.2	3) о 332	4) 4870

Правильность ответа подтвердите расчётом. Выполненные расчёты проверьте у преподавателя.

Задание 2. Проведение практически необратимых реакций двойного обмена

Получите у преподавателя вариант рабочего задания в соответствии с табл. 8.4.

61

		Таблица 8.4
	Перечень реактивов к рабочему заданию
Вариант	Задание 2	Задание 4
1	Na2 CO3 , FeCl3 , HCl, NaOH	NH4 Cl, Na2 SiO3
2	Na2 SiO3, CaCl2 , HCl, K2 CO3	CuCl2 , Na2 SO3
3	K2 CO3 , CuSO4 , HNO3 , KOH	ZnCl2 , Na2 SiO3
4	Na2 SiO3, MgCl2 , H2SO4 , K2 CO3	KNO3 , Na3 PO4
5	Na2 CO3 , HNO3 , CaCl2 , KOH	(NH4 )2CO3, FeCl3
6	(NH4 )2CO3, HNO3, CaCl2, KOH	Na2 CO3, ZnCl2
7	CH3COONa, HCl, AgNO3, K2 CO3	NaCl, Fe(NO3)2

Из набора реактивов, предложенных к заданию 2 (табл. 8.4), вам следует выбрать по два таких, чтобы провести между ними три реакции, идущие с образованием:

·газообразного вещества,

·нерастворимого вещества,

·слабого электролита.

Пользуясь таблицей растворимости и таблицей констант диссоциации слабых электролитов, проведите реакции в пробирках, взяв для этого по 1-2 мл выбранных растворов электролитов.

Все выполненные реакции напишите в молекулярной, полной и сокращенной ионно-молекулярной форме (примеры 8.3, 8.4) и проверьте у преподавателя правильность выполнения и оформления опыта.

Задание 3. Измерение рН раствора электролита и вычисление степени его диссоциации

Начертите в рабочей тетради табл. 8.5.

В стаканчик с соответствующей надписью налейте около 50 мл раствора электролита и отлейте из него в пробирку 2 – 3 мл, куда добавьте 2 – 3 капли индикатора универсального. О какой реакции среды: кислой или щелочной, говорит окраска индикатора, какое значение рН (> 7 или < 7) соответствует данному электролиту? Запишите значение в табл. 8.5.

62

Таблица 8.5

Значения рН раствора электролита и степени его диссоциации

		Величина рН			Значение
	Электролит,				степени
		Универсалный	универсальная
	его				диссоциации
		индикатор,	индикаторная	прибор
	концентрация	рН>7 или рН<7	бумага		(электролит
					сильный или
					слабый)
	0,1 М СН3СООН
	0,1 М NH4OH
	0,1 M HCl

Определите рН раствора универсальной индикаторной бумагой и внесите данные в таблицу.

Под руководством преподавателя ознакомьтесь с правилами работы на приборе, измерьте рН раствора электролита и, используя данное значение, рассчитайте степень диссоциации (примеры 8.4, 8.5). Результаты запишите в таблицу.

Задание 4. Гидролиз солей

В две пробирки налейте на три четверти объёма воды и определите значение рН с помощью универсальной индикаторной бумаги. Запишите значение водородного показателя воды в рабочую тетрадь.

Добавьте в пробирки понемногу солей, предложенных вариантом рабочего задания 4 (табл. 8.4), встряхните содержимое пробирок и определите рН растворов универсальной индикаторной бумагой. Запишите значения рН растворов солей и сравните его с водородным показателем воды. Произошло ли увеличение или уменьшение рН или его значение не изменилось?

рН воды = _____ ; рН формула первой соли = ________ ; рН формула второй соли = _______ ;

Для объяснения наблюдаемых явлений напишите уравнения взаимодействия солей с водой в молекулярной и ионно-молекулярной форме. Отметьте, в растворе какой соли и почему реакция среды стала кислой, щелочной или не изменилась.

Выводы

1. Сформулируйте условия протекания практически необратимых реакций двойного обмена.

2. Определите, понятию сильного или слабого электролита соответствует полученное вами значение степени диссоциации.

63

3. В чём сущность гидролиза солей. Объясните полученные значения рН. Если соль подвергается гидролизу, то укажите, по аниону или катиону идёт гидролиз и образование какого электролита является причиной гидролиза. Если соль не гидролизуется, то объясните, почему так происходит.

Отчёт о выполнении работы

·Оформление рабочих заданий.

·Выполнение задания для самостоятельной работы.

·Тестовое контрольное задание.

Задание для самостоятельной работы

1. В растворе сульфата цинка объёмом 0,05 л и концентрацией 1 моль/л содержится ___ грамм(ов) вещества

1) о 161 2) о 8,05 3) о 80,5 4) о 16,1

Правильность ответа подтвердите расчётом.

2. Для понижения температуры замерзания раствора нитрата калия на 6,8 ° С, необходимо, чтобы концентрация растворённого в нём KNO3 составля-

ла	________ моль/кг. (К Н2О = 1,86 (град · кг)/моль, i =1,83)
	1) о 0,2		2) о 2	3) о 1		4) о 0,1
	Правильность ответа подтвердите расчётом.
	3. В чём сущность осмоса и как возникает осмотическое давление?
	Осмотическое давление раствора этанола с молярной концентрацией 0,5
моль/л при 20 ° С равно __________ кПа
	1) о 609		2) о 1217	3) о 83.1		4) о 166.2
	Правильность ответа подтвердите расчётом.
	4. Химическое взаимодействие возможно между веществами:
	1) □ ZnCl2	и KOH	2) □ NaCl и KOH
	3) □ BaCl2	и KOH	4) □ NH4Cl и KOH
	Правильность ответа подтвердите, написав уравнения				в молекулярной и
ионно-молекулярной форме, укажите названия всех соединений.
	5. Сокращённому ионно-молекулярному уравнению
		Fe3+ + 3OH¯ → Fe(OH)3
соответствует взаимодействие между
	1) о FePO4 и NH4OH 2) о FeCl3			и Mg(OH)2
	3) о FeS и KOH		4) о Fe2(SO4)3 и KOH
	Правильность ответа подтвердите, написав уравнения				в молекулярной и
полной ионно-молекулярной форме, укажите названия всех соединений.
	6. Раствор гидроксида бария имеет рН = 12, его концентрация в растворе
при	100 % -ной диссоциации (α = 1) равна _____ моль/л
	1) о 0,05	2) о 0,001	3) о 0,005	4) о 0,01
	Правильность ответа подтвердите расчётом.

64

7. При помощи лакмуса можно различить растворы солей

1)	о Na2SO4 и NaCl	2) о NaCl и Na2SO3
3)	о FeCl2 и AlBr3	4) о K2SO4 и КBr

Правильность ответа подтвердите, написав уравнения гидролиза в молекулярной и ионно-молекулярной форме и с учётом того, в какой цвет окрашивается лакмус в кислой, нейтральной и щелочной среде.

8. Гидролизу по катиону подвергается соль, формула которой

1) о KNO3		2) оNa2SO3	3) о AlBr3	4) о CaBr2
Ответ подтвердите, написав уравнения гидролиза в молекулярной и ион-
но-молекулярной форме.
Для уменьшения степени гидролиза данной соли необходимо
1)	о увеличить температуру			2) о добавить щёлочи
3)	о добавить кислоты			4) о разбавить раствор

Ответ объясните с позиции принципа Ле Шателье.

Литература: [1– §§ 8.3–8.6]; [2– гл. 12, §§ 74, 75; гл. 13, §§ 83– 89]; [3].

Работа 9. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ И

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ Цель работы

·Усвоить суть процессов окисления и восстановления и научиться рассчитывать коэффициенты в уравнениях реакций.

·Изучить электрохимическую активность металлов, научиться рассчитывать электродные потенциалы и овладеть методикой определения электродвижущих сил гальванических элементов.

Теоретические сведения

Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются перемещением электронов от одних частиц (восстановителей) к другим частицам (окислителям), при этом изменяются степени окисления этих частиц. Под степенью окисления понимают воображаемый заряд атома, вычисленный из предположения, что соединение состоит из ионов. Степени окисления имеют знак «+» или «−» и целочисленное значение.

Степени окисления элемента в простом веществе равны нулю. В химических соединениях более электроотрицательный элемент имеет отрицательную степень окисления, а менее электроотрицательный элемент − положительную. Алгебраическая сумма степеней окисления в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном ионе − заряду иона.

У большинства элементов высшая степень окисления имеет положительный знак и равна номеру группы в периодической системе. Для неметаллов низшая степень окисления равна высшей минус восемь, а поэтому имеет отри-

65

цательный знак, Например, высшая степень окисления серы равна «+6», а низшая равна: 6 − 8 = −2.

Обычно в соединениях степень окисления фтора равна «−1», кислорода

«−2», водорода «+1».

При контакте металла с раствором собственной соли протекают два противоположных процесса:

а) переход ионов из металла в раствор;

б) адсорбция катионов из раствора на поверхности металла.

Если в начальный момент времени скорость первого процесса больше скорости второго, поверхность металла приобретает избыточный отрицательный заряд, а прилегающий слой раствора – положительный; и наоборот, если скорость второго процесса больше скорости первого, поверхность металла заряжается положительно, а прилегающий слой раствора – отрицательно. И в том, и в другом случае между двумя заряженными слоями возникает разность потенциалов, называемая электродным потенциалом. Величина электродного потенциала зависит от природы металла, концентрации ионов в растворе, температуры и определяется уравнением Нернста:

E	n +	= E 0	n +		+	0,059	× lg c		n + ,	(9.1)
								Me
Me		Me		Me0		n
		Me0

где EMe0 n + Me 0 – стандартный электродный потенциал, возникающий на границе

раздела металл – раствор при концентрации ионов металла 1 моль/л, температуре 298 К и давлении 101 кПа (табл. 9.1);

n – число электронов, принимающих участие в процессе на электроде;

cMe n + – концентрация ионов металла в растворе.

В зависимости от величины и знака стандартного электродного потенциала все металлы можно расположить в ряд стандартных электродных по- тенциалов (ряд напряжений), который характеризует электрохимическую активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих

вводной среде при стандартных условиях:

·чем ближе металл к началу ряда, т. е. чем отрицательнее значение его потенциала, тем выше восстановительная способность этого металла и тем ниже окислительная активность его иона;

·каждый металл в ряду напряжений обладает способностью вытеснять все следующие за ним металлы из растворов их солей;

·все металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют его из

разбавленных кислот (кроме HNO3), стоящие правее – не обладают такой способностью.

Так как при любой окислительно-восстановительной реакции происходит

переход электронов от восстановителя к окислителю, можно создать такие условия, при которых окислительная и восстановительная реакции будут проте-

66

кать на разных участках поверхности. При этом электроны будут переходить от восстановителя к окислителю не непосредственно, а по проводнику электрического тока, т. е. энергия химической реакции будет превращена в электрическую энергию.

Таблица 9.1

Стандартные электродные потенциалы в водных растворах

Электрод	Реакция		Е0 , В
Na+/Na0	Na+ + e	→ Na0	– 2,71
Mg2+/Mg0	Mg2+ + 2e	→ Mg0	– 2,38
Al3+/Al0	Al3+ + 3e	→ Al0	– 1,66
Mn2+/Mn0	Mn2+ + 2e	→ Mn0	– 1,18
Zn2+/Zn0	Zn2+ + 2e	→ Zn0	– 0,76
Fe2+/Fe0	Fe2+ + 2e	→ Fe0	– 0,44
Cd2+/Cd0	Cd2+ + 2e	→ Cd0	– 0,40
Co2+/Co0	Co2+ + 2e	→ Cd0	– 0,28
Ni2+/Ni0	Ni2+ + 2e	→ Ni0	– 0,25
Sn2+/Sn0	Sn2+ + 2e	→ Sn0	– 0,14
Pb2+/Pb0	Pb2+ + 2e	→ Pb0	– 0,13
H+/½H2	H+ + e → ½ H2		0,00
Cu2+/Cu0	Cu2+ + 2e	→ Cu0	+ 0,34
Ag+/Ag0	Ag+ + e	→ Ag0	+ 0,80
NO3 , H+/NO	NO3 + 4H+ + 2e	→ NO + 2H2O	+ 0,96

Устройства, которые применяются для преобразования энергии химической реакции в электрическую энергию, называются гальваническими элемен-

тами (рис. 9.1).

Действие любого гальванического элемента основано на протекании в нем окислительно-восстановительной реакции. В простейшем случае гальванический элемент состоит из двух металлических электродов, погруженных в раствор электролита.

Процесс окисления протекает на более активном металле, его называют анодом; процесс восстановления – на менее активном, его называют катодом. Электроны при этом переходят от анода к катоду по внешней цепи, ионы движутся от катода к аноду в растворе и через электролитический мостик.

Электродвижущая сила гальванического элемента (ЭДС) равна разности электродных потенциалов катода и анода:

ЭДС = Е к − Е а,

где Ек – потенциал катода; Еа – потенциал анода.

67

e	→
электролитический мостик
aнод		катод
← SO42
+	+	–
Zn2+
+	+	–
+	+	–
ZnSO4→Zn2++ SO42	CuSO4→Cu2++ SO42
Рис. 9.1. Графическое изображение медно-цинкового гальванического элемента

Подготовка к работе

Изучите теоретические вопросы и решение типовых задач:

·сущность понятий: степень окисления, окислитель, восстановитель, процесс окисления, процесс восстановления;

·правила определения коэффициентов в уравнениях окислительновосстановительных реакций;

·электродные потенциалы, механизм возникновения и факторы, влияющие на их величину;

·ряд напряжений и основные закономерности, вытекающие из него;

·гальванические элементы – химические источники электрической энер-

гии.

Типовые задачи

Задача 9.1. Правила расчёта коэффициентов в уравнениях окислительновосстановительных реакций рассмотрим на примере взаимодействия дихромата калия с йодидом калия в кислой среде.

Решение. Запишем схему реакции, определим степени окисления всех элементов и подчеркнём те из них, которые изменили степени окисления:

+1 +6 −2 +1 −1 +1 +6 −2 +3 +6 −2 0 +1 +6 −2 +1−2

K2 Cr2 O7 + K J + H2 S O4→ Cr2 (S O4)3 + J2 + K2 S O4 + H2 O

Составим уравнения электронного баланса, в которых определим число электронов, принимаемых окислителем и отдаваемых восстановителем:

68

+6	+3
2 Cr + 6e	→ 2 Cr, процесс окисления;
−1	0
2 J – 2e	→ J2, процесс восстановления.

Кратное число отдаваемых и принимаемых электронов равно шести. Отсюда находим коэффициенты перед окислителем (1) и восстановителем (3) в уравнении реакции:

+6			+3
2 Cr	+	6e	→ 2 Cr	6	1	–	процесс восстановления;
окислитель					6
−1			0
2 J	−	2e	→ J2	2	3	–	процесс окисления.
восстановитель
1 K2Cr2O7	+	6 KJ + H2SO4→ 1 Cr2(SO4)3					+ 3J2 + K2 SO4 + H2O.

Уравниваем количества всех остальных атомов по закону сохранения массы веществ в следующем порядке:

а) количество атомов металла, не изменивших степень окисления (слева направо);

б) ионы кислотных остатков среды (справа налево); в) количество ионов водорода.

K2Cr2O7 + 6 KJ + 7H2SO4→ Cr2(SO4)3 + 3J2 + 4K2 SO4 + 7H2O.

Проверку правильности определения коэффициентов осуществляют путём подсчёта атомов кислорода – их должно быть равно слева и справа: 35 = 35.

Все металлы являются восстановителями. Они сравнительно легко отдают валентные электроны, так как имеют низкое значение потенциала ионизации. Низшая степень окисления металлов равна нулю, они вступают в реакции с различными окислителями, при этом в полученных соединениях их ионы всегда имеют положительную степень окисления.

Задача 9.2. Гальванический элемент состоит из железного электрода, помещённого в раствор нитрата железа (II) c молярной концентрацией 0,01 моль/л и серебряного электрода, помещённого в раствор нитрата серебра с молярной концентрацией 1 моль/л. Запишите схему гальванического элемента, процессы на электродах и вычислите ЭДС.

Решение. Для определения функции электрода (анод – катод) следует рассчитать величины их электродных потенциалов по уравнению Нернста (9.1):

Е

2+

= E 0 Fe2+

0 +

0,059

lg c

2+ = − 0,44 B + 0,0295 lg 0,01 = − 0,44 B + 0,0295 (− 2) = − 0,4695 B;

Fe

Fe

Fe

Fe0

2

E

+

= E 0 Ag +

+

0,059

lg c

+ = + 0,80 B + 0.059 lg 1,0 = + 0,80 + 0,059 (0) = + 0,80 B.

0

Ag

Ag0

Ag

1

Ag

69

Железный электрод имеет отрицательное значение потенциала, поэтому будет выполнять функцию анода. Серебряный электрод менее активный, он будет катодом.

Схема гальванического элемента записывается следующим образом:

	(анод) Fe | Fe (NO3)2 || Ag (NO3) | Ag (катод),
или:	(анод) Fe | Fe2+ || Ag+ | Ag (катод.
	Процессы на электродах:
	Анод (Fe): Fe0 – 2 е → Fe2+; процесс окисления.
	Катод (Ag): 2Ag+ + 2е → 2Ag0; процесс восстановления.

Реакция, в результате которой возникает электрический ток (токообра-

зующая реакция): Fe + 2Ag (NO3) → Fe (NO3)2 + 2Ag.

Электродвижущая сила гальванического элемента равна:

ЭДС = Е катода – Е анода = 0,80 В – (– 0,4695 В) = 1,2695 В.

Рабочее задание

Задание 1. Влияние реакции среды на окислительные свойства

перманганата калия

Налейте в три пробирка 2-3 мл раствора перманганата калия KMnO4 и добавьте в первую пробирку ~ 1 мл серной кислоты, во вторую ~ 1 мл щелочи КОН. Затем в каждую пробирку насыпьте на кончике шпателя несколько кристаллов сульфита натрия Na2SO3. Как изменилась окраска растворов?

В приведённых схемах окислительно-восстановительных реакций рассчитайте коэффициенты, укажите процесс (окисления или восстановления), окислитель, восстановитель:

KMnO4	+ Na2SO3	+ H2SO4 → Na2SO4 + K2SO4 + MnSO4 + H2O;
KMnO4	+ Na2SO3	+ H2O → Na2SO4 + MnO2 + KOH;
KMnO4	+ Na2SO3	+ KOH → Na2SO4 + K2MnO4 + H2O.

В какой среде: кислой, нейтральной, щелочной перманганат калия проявляет наиболее выраженные окислительные свойства?

Задание 2. Количественная характеристика электрохимической активности металлов

Для изучения возьмём два металла: активный металл цинк и неактивный металл медь. Поверхность цинкового электрода в растворе собственной соли ZnSO4 заряжается отрицательно, так как в начальный момент времени протекает преимущественно процесс: Zn0 → Zn2+ + 2e .

Поверхность медного электрода в растворе CuSO4 заряжается положительно, так как в начальный момент времени идет преимущественно адсорбция ионов Cu2+ на поверхности металла.

70